Лабораторная работа №3 Электролитическая диссоциация растворов и расплавов. Реакции ионного обмена

Электролитами называются вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Электролиты являются проводниками второго рода. Причины прохождения электрического тока в растворах и расплавах связаны с наличием в них ионов. К электролитам относятся вещества с ионной и ковалентной полярной связью. Электролитами являются кислоты, основания, соли.

Распад молекул растворенного вещества на ионы приводит к увеличению общего числа частиц в растворе электролита, что обусловливает существенное различие между свойствами растворов электролитов и неэлектролитов.

В 1887 году шведский химик С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации, которая позволила объяснить электропроводность электролитов и особенности свойств их растворов. Электролитической диссоциацией называется распад вещества в водных растворах или в расплавах на ионы.

Основные положения теории электролитической диссоциации:

1. В растворах молекулы растворенного вещества распадаются – диссоциируют на положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы.

2. На процесс диссоциации влияет природа растворителя. Только полярные растворители вызывают распад вещества на ионы. Примеры таких растворителей: вода, аммиак. Диполи растворителя, орентируясь вокруг частиц растворенного вещества, разрушают кристаллическую решетку и тем самым высвобождают ионы, расположенные в узлах решетки.

3. Диссоциация – обратимый процесс. Наряду с распадом молекул на ионы происходит их взаимодействие – ассоциация:

HCI  H⁺ + CI^-

NaCI  Na⁺ + CI^-

4. Образующиеся в результате диссоциации ионы в растворе находятся в хаотическом движении. Если в раствор погрузить электроды и приложить к ним электрическое напряжение, то положительно заряженные ионы направляются к отрицательному электроду – катоду, соответственно эти ионы называются катионами, а отрицательно заряженные частицы перемещаются к положительному электроду – аноду и соответственно называются анионами.

Определение кислот, оснований и солей дается с точки зрения теории электролитической диссоциации

Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только ионы водорода, а в качестве анионов – кислотные остатки. Например:

HCI H⁺ + CI^-

CH₃COOH↔H⁺ + CH₃COO^-

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступеньчато с отрывом одного иона водорода Н⁺. Например:

Н₂SО₄ ↔ Н⁺ + НSО₄^- (первая ступень)

НSО₄^- ↔ Н⁺ + SО₄^2- (вторая ступень)

Н₂SО₄ ↔ 2Н⁺+ SО₄^2-

Н₃PО₄ ↔ Н⁺ + Н₂PО₄^- (первая ступень)

Н₂PО₄^- ↔ Н⁺ + НPО₄^2- (вторая ступень)

НPО₄^2- ↔ Н⁺ + PО₄^3- (третья ступень)

Н₃PО₄ ↔3Н⁺ + PО₄^3-

Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве анионов только гидроксид-ионы, а в качестве катионов ионы металлов. Например:

NaОН ↔ Na⁺ + ОН^-

Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступеньчато с отрывом одного гидроксид-иона. Например:

Са(ОН)₂ ↔ Са(ОН)⁺ + ОН^- (первая ступень)

Са(ОН)⁺ ↔ Са²⁺ + ОН^- (вторая ступень)

Са(ОН)₂ ↔ Са²⁺ + 2ОН^-

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов(сюда относят и катион аммония NН₄⁺) и анионы кислотных остатков. Например:

NaСl ↔ Na⁺ + Сl^-

К₃PО₄ ↔ 3 К⁺ + PО₄^3-

кислые соли: КНSО₄ ↔ К⁺ + НSО₄^- Na₂НPО₄ ↔ 2Na⁺ + НPО₄^2-

НSО₄^- ↔ Н⁺ + SО₄^2- НPО₄^2- ↔ Н⁺ + PО₄^3-

основные соли: Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH)⁺ + Cl^- Аl(ОН)₂Cl ↔ Аl(ОН)₂⁺ + Cl^-

Mg(OH)⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^- Аl(ОН)₂⁺ ↔ Аl(ОН)⁺ + ОН^-

Аl(ОН)⁺ ↔ Аl³⁺ + ОН^-

двойные соли: КАl(SО₄)₂ ↔ К⁺ + Аl³⁺ + 2 SО₄^2-

(NН₄)₂Fе(SО₄)₂ ↔ 2 NН₄⁺ + Fе²⁺ + 2 SО₄^2-

Ионы по своим свойствам отличаются от нейтральных атомов. Например, если металлический натрий Na при попадании в организм животного вызывает сильный ожог окружающих тканей, то катионы натрия Na⁺ регулируют осмотическое давление в живом организме.

Количественной характеристикой силы электролита является степень электролитической диссоциации α, которая равна отношению количества молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества в растворе.

или

где – количество молекул, распавшихся на ионы; – общее число молекул растворенного вещества в растворе.

В зависимости от степени диссоциации все электролиты делятся на сильные, средней силы и слабые.

К сильным электролитам относятся электролиты, степень электролитической диссоциации которых больше 30% (α >30%). Сильными электролитами являются многие неорганические соли, некоторые кислоты, например Н₂SО₄, HCl, НNО₃, НClО₄, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, например: NaОН, КОН, Ва(ОН)₂ и др.

Если α < 3%, то электролиты относятся к слабым электролитам. Все амфотерные гидроксиды, кислоты СН₃СООН, Н₂СО₃, вода Н₂О – слабые электролиты.

Электролиты, степень электролитической диссоциации которых находится в пределах α = 3-30%, относятся к электролитам средней силы. Кислоты Н₃PО₄ и Н₂SО₃ – электролиты средней силы.

Чем больше степень диссоциации, тем сильнее соответствующая кислота, соль или основание. Свойства растворов сильных электролитов определяются преимущественно ионной формой частиц, поэтому диссоциацию сильных электролитов можно представить как односторонний процесс (полный распад вещества на ионы).

На степень электролитической диссоциации оказывают влияние следующие факторы:

1. Природа растворителя. Это связано с величиной диэлектрической проницаемости ε. Для воды ε = 80,4, а для бензола ε = 2,3.

Как следует из закона Кулона, сила (f) электростатического притяжения двух разноименно заряженных частиц зависит не тоько от величины их зарядов (е₁ и е₂), расстояния между ними r, но и от природы среды, в которой взаимодействуют заряженные частицы, т.е. от ε:

Так, притяжение ионов в воде в 80,4 раза слабее, чем в вакууме, а хлороводород хорошо диссоциирует в воде и практически не диссоциирует в бензоле.

2. Природа растворенного вещества. Различные вещества в воде диссоциируют по-разному, например, соляная кислота во много раз лучше, чем уксусная; сахар, хорошо растворяясь в воде, вовсе не диссоциирует на ионы (α = 0).

3. Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается, у слабых проходит через максимум (в области 60⁰С).

4. Концентрация раствора. С увеличением концентрации раствора степень диссоциации уменьшается, как это следует из принципа Ле-Шателье.

5. Наличие одноименных ионов. Добавление одноименных ионов уменьшает степень диссоциации, что также согласуется с принципом Ле-Шателье.

В растворе слабого электролита существует химическое равновесие между молекулярной и ионной формами вещества. Количественной характеристикой любого химического равновесия является константа равновесия, которая по отношению к процессу электролитической диссоциации называется константой диссоциации К_д. Например, для азотистой кислоты:

НNО₂ ↔ Н⁺ + NО₂^-

Для хорошо растворимых сильных электролитов характеризовать диссоциацию с помощью константы диссоциации не имеет смысла, так как при полном распаде молекул на ионы эта величина будет стремиться к бесконечным значениям. По отношению к малорастворимым сильным электролитам константу равновесия используют для оценки растворимости вещества. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит. Константа диссоциации завистит только от температуры и природы растворителя.

Между константой и степенью диссоциации существует определенная зависимость, которую установил Оствальд, изучавший поведение разбавленных растворов электролитов. Математически это соотношение выражается формулами:

;

Для слабых электролитов, у которых , , отсюда:

Полученная формула называется законом разбавления Оствальда. Из этого закона следует, что при разбавлении раствора слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.